Starke Säuren und pK-Werte wichtiger Säure-Base-Paare
Welche Säuren in Wasser als stark gelten und in welchen p\(K_a\)-Bereichen die wichtigsten Säure-Base-Paare der Maßanalyse liegen.
Das Wichtigste in Kürze
- Eine starke Säure hat einen p\(K_a\) < 0 und ist in verdünnter wässriger Lösung vollständig protolysiert.
- HCl, HBr, \(\ce{HNO3}\), \(\ce{HClO4}\) sind starke Säuren, für Salzsäure gilt \(c(\ce{H3O+}) = c(\ce{HCl})\).
- 0,1 M HCl und 0,1 M \(\ce{HClO4}\) sind in Wasser praktisch gleich sauer.
- Phosphorsäure: p\(K_a\) ≈ 2, 7 und 12–13, \(\ce{PO4^3-}\) entsteht nur unvollständig.
- \(\ce{NH4+}\) ≈ 9, Essigsäure ≈ 5, HF ≈ 3, HCN ≈ 9, \(\ce{HCO3-}\) ≈ 10, Hydroxylammonium 5,8.
- Borsäure ist eine sehr schwache Lewis-Säure, Boraxlösung reagiert alkalisch.
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Worum es geht
Ob und wie sich eine Säure titrieren lässt, hängt von ihrem p\(K_a\)-Wert ab. Wer die Größenordnungen der wichtigsten Paare im Kopf hat, kann Titrationskurven, Puffer und Indikatorwahl schnell abschätzen. Die Aciditätskonstante selbst ist in den Säure-Base-Begriffen erklärt.
Starke Säuren
Eine starke Säure hat einen p\(K_a\) < 0. In verdünnter wässriger Lösung gibt sie ihr Proton praktisch vollständig an Wasser ab. Dazu zählen HCl, HBr, \(\ce{HNO3}\) und \(\ce{HClO4}\).
\[\ce{HCl + H2O -> H3O+ + Cl-}\]
Das Gleichgewicht liegt ganz rechts. Für Salzsäure gilt daher einfach \(c(\ce{H3O+}) = c(\ce{HCl})\). Wie man daraus den pH berechnet, zeigt die Einheit zu starken Protolyten.
In Wasser ist \(\ce{H3O+}\) die stärkste Säure, die existieren kann. Jede stärkere Säure wird auf dieses Niveau heruntergestuft, ihre unterschiedliche Eigenstärke verschwindet. Diesen nivellierenden Effekt behandelt eine eigene Einheit.
Wird im Examen gerne gefragt: 0,1 M Salzsäure und 0,1 M Perchlorsäure sind praktisch gleich sauer. Entscheidend ist die vollständige Protolyse in Wasser, nicht der Unterschied der p\(K_a\)-Werte unter 0.
pK-Größenordnungen
Für die schwachen Säuren reichen gerundete Werte. Je kleiner der p\(K_a\), desto stärker die Säure.
| Säure / korrespondierende Base | p\(K_a\) |
|---|---|
| Oxalsäure (1. Stufe) | ≈ 1,5 |
| \(\ce{HSO4-}\) / \(\ce{SO4^2-}\) | ≈ 2 |
| \(\ce{H3PO4}\) / \(\ce{H2PO4-}\) | ≈ 2 |
| \(\ce{HF}\) / \(\ce{F-}\) | ≈ 3 |
| \(\ce{CH3COOH}\) / \(\ce{CH3COO-}\) | ≈ 5 |
| \(\ce{NH3OH+}\) / \(\ce{NH2OH}\) | 5,8 |
| \(\ce{CO2}\) / \(\ce{HCO3-}\) | ≈ 6,4 |
| \(\ce{H2PO4-}\) / \(\ce{HPO4^2-}\) | ≈ 7 |
| \(\ce{HCN}\) / \(\ce{CN-}\) | ≈ 9 |
| \(\ce{NH4+}\) / \(\ce{NH3}\) | ≈ 9 |
| \(\ce{HCO3-}\) / \(\ce{CO3^2-}\) | ≈ 10 |
| \(\ce{HPO4^2-}\) / \(\ce{PO4^3-}\) | ≈ 12–13 |
Die Phosphorsäure zeigt schön, wie jede Stufe schwächer wird. \(\ce{H2PO4-}\) ist die korrespondierende Säure zu \(\ce{HPO4^2-}\), dessen korrespondierende Base ist \(\ce{PO4^3-}\). Weil \(\ce{HPO4^2-}\) so schwach sauer ist, entsteht \(\ce{PO4^3-}\) selbst mit NaOH-Überschuss nur zu einem geringen Anteil.
\(\ce{NH4+}\) hat einen p\(K_a\) von etwa 9. Der Wert 4,75 gehört zur Essigsäure und entspricht beim Ammoniak dem p\(K_b\).
Borsäure
Borsäure \(\ce{B(OH)3}\) ist eine sehr schwache Säure mit p\(K_a\) um 9. Sie gibt kein eigenes Proton ab, es entsteht also kein \(\ce{H2BO3-}\). Als Lewis-Säure lagert sie Hydroxid aus Wasser an, pro Molekül wird nur ein Oxonium-Ion frei.
\[\ce{B(OH)3 + 2 H2O <=> [B(OH)4]- + H3O+}\]
Ihr Salz Borax reagiert in Wasser alkalisch, weil das Borat-Anion als Base wirkt. Wie man Borsäure trotzdem titriert, steht bei den Mineralsäuren und Borsäure.
Quiz
Aussage 1
Eine 0,1 M Perchlorsäurelösung ist in Wasser deutlich saurer als eine 0,1 M Salzsäure.
Beide Säuren sind in Wasser vollständig protolysiert. Die Lösungen sind deshalb praktisch gleich sauer.
Aussage 2
Das Ammonium-Ion hat einen p\(K_a\)-Wert von etwa 9.
Ammonium ist eine schwache Kationsäure mit p\(K_a\) ≈ 9. Der Wert 4,75 gehört zur Essigsäure.
Aussage 3
Borsäure gibt in Wasser ein Proton ab und bildet dabei \(\ce{H2BO3-}\).
Borsäure wirkt als Lewis-Säure: Sie lagert Hydroxid an und bildet \(\ce{[B(OH)4]-}\).
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